Лабораторная работа по химии. «Окислительно восстановительные реакции»


Скачать 104.86 Kb.
НазваниеЛабораторная работа по химии. «Окислительно восстановительные реакции»
Косяк Анна
Дата23.12.2012
Размер104.86 Kb.
ТипЛабораторная работа
М Г Т У и м е н и Н. Э. Б а у м а н а


Лабораторная работа

по химии.

«Окислительно – восстановительные реакции».


Выполнила: Косяк Анна


Факультет: НУК РЛМ

Группа: БМТ2 - 12


Дата выполнения: 01. 10. 2004

Дата сдачи: 08. 10. 2004


М О С К В А


2 0 0 4

  1. Цель работы.

Ознакомление с основными закономерностями процессов окисления и восстановления, освоение методик составления уравнений окислительно – восстановительных реакций, изучение окислительно – восстановительных свойств соединений.



  1. Теоретическая часть.

Протекание химических реакций в целом обусловлено обменом частицами между реагирующими веществами. Часто обмен сопровождается переходом электронов о одной частицы к другой.

Процесс потери электронов частицей называют окислением, а процесс приобретения электронов – восстановлением. Окисление и восстановление протекают одновременно, поэтому взаимодействия, сопровождающиеся переходом электронов от одних частиц к другим, называют окислительно – восстановительными реакциями.

Для удобства описания окислительно – восстановительных реакций используют понятие степени окисления – величины, численно равной формальному заряду, который можно приписать элементу, исходя из предположения, что все электроны каждой из его связи перешли к более электроотрицательному атому данного соединения. Протекание окислительно – восстановительных реакций сопровождается изменением степеней окисления элементов участвующих в реакциях веществ. При восстановлении степень окисления элемента уменьшается, при окислении – увеличивается. Вещество, в состав которого входит элемент, понижающий степень окисления, называют окислителем, вещество, в состав которого входит элемент, повышающий степень окисления, называют восстановителем.

Степень окисления элемента в соединении определяют в соответствии со следующими правилами:

  • Степень окисления в простом веществе равна нулю;

  • Алгебраическая сумма всех степеней окисления атомов в молекуле равна нулю;

  • Алгебраическая сумма степеней окисления атомов в сложном ионе, а также степень окисления элемента в простом одноатомном ионе равна заряду иона;

  • Отрицательную степень окисления проявляют в соединении атомы элемента, имеющие наибольшую электроотрицательность.

  • Максимально возможная (положительная) степень окисления элемента соответствует номеру группы, в которой расположен элемент в Периодической таблице Д. И. Менделеева.


Ряд элементов в соединениях проявляют постоянную степень окисления, что используют при определении степеней окисления других элементов:

  1. фтор, имеющий наивысшую среди элементов электроотрицательность, во всех соединениях имеет степень окисления –1;

  2. водород в соединениях проявляет степень окисления +1, кроме гидридов активных металлов (-1);

  3. металлы IА подгруппы во всех соединениях имеют степень окисления +1;

  4. металлы IIА подгруппы, а также цинк и кадмий во всех соединениях имеют степень окисления +2;

  5. степень окисления алюминия в соединениях +3;

  6. степень окисления кислорода в соединениях равна -2, за исключением соединений, в которых кислород присутствует в виде молекулярных ионов: О2+, О2-, О22-, О3-, а также фторидов ОхF2.


Важнейшие окислители.

  • Галогены (F, Cl, Br, I, At), восстанавливаясь, приобретают степень окисления –1, причем от фтора к йоду их окислительные свойства ослабевают.

  • Кислород О2, восстанавливаясь, принимает степень окисления -2.

  • Азотная кислота НNО3 проявляет окислительные свойства за счет азота в степени окисления +5. Глубина восстановления азота зависит от концентрации кислоты, а также от активности восстановителя:


Концентрация кислоты





NO2 NO N2О N2 NH4





Соли азотной кислоты (нитраты) могут восстанавливаться в кислотной, а при взаимодействии с активными металлами и в щелочной средах, а также в расплавах.

  • Царская водка – смесь концентрированной азотной и соляной кислот, смешанных в соотношении 1 : 3 по объему. Название этой смеси связано с тем, что она растворяет даже такие благородные металлы, как золото и платина.

  • Серная кислота проявляет окислительные свойства в концентрированном растворе за счет серы в степени окисления +6.

  • Кислородосодержащие кислоты галогенов и их соли часто используют как окислители, хотя многие из них имеют двойственный характер. Как правило, продуктами восстановления этих соединений являются хлориды и бромиды, а также йод.

  • Перманганат калия проявляет окислительные свойства за счет марганца в степени окисления +7. В зависимости от среды, в которой протекает реакция, он восстанавливается до разных продуктов: к кислой среде – до солей марганца (II), в нейтральной – до оксида марганца (IV) в гидратной форме MnO(OH)2, а в щелочной до манганат – иона MnO42-.

  • Дихромат калия, в состав молекулы которого входит хром в степени окисления +6, является сильным окислителем при спекании и в кислотном растворе.

  • Ионы металлов в относительно высокой степени окисления, такие как Fe3+, Cu2+, Hg2+, восстанавливаясь, превращаются в ионы более низкой степени окисления или выделяются из растворов солей в виде металлов.


Важнейшие восстановители.

К типичным восстановителям среди простых веществ относятся активные металлы, такие как щелочные и щелочно – земельные металлы: цинк, алюминий, железо и другие, а также некоторые неметаллы (водород, углерод, фосфор, кремний). Восстановительными функциями обладают также безкислородные анионы, такие как Cl-, Br- ,I-, S2-, H-, и катионы металлов в низшей степени окисления.


Классификация окислительно – восстановительных реакций.

  1. Если окислитель и восстановитель – разные вещества, то такие реакции относят к межмолекулярным.

  2. При термическом разложении сложных соединений, в состав которых входят окислитель и восстановитель в виде атомов разных элементов, происходят окислительно – восстановительные реакции, называемые внутримолекулярными.

  3. Реакции диспропорционирования могут происходить, если соединения, содержащие элементы в промежуточных степенях окисления, попадают в условия, где они оказываются неустойчивыми. Степень окисления этого элемента и повышается и понижается.

  4. Реакции контрпропорционирования – это процессы взаимодействия окислителя и восстановителя, в состав которых входит один и тот же элемент в разных степенях окисления. В результате продуктом окисления является вещество с промежуточной степенью окисления атомов данного элемента.


Составление уравнений.

Для составления уравнений окислительно – восстановительных реакций наиболее часто используют метод электронно – ионных полуреакций и метод электронного баланса. Метод электронно – ионных полуреакций применяют при составлении уравнений реакций, протекающих в водном растворе, а также реакций с участием веществ, в которых трудно определить степени окисления элементов. Согласно этому методу выделяют следующие главные этапы составления уравнений реакций:

  1. Записывают общую молекулярную схему процесса с указанием восстановителя, окислителя и среды, в которой протекает реакция (кислотная, нейтральная или щелочная).

  2. Учитывая диссоциацию электролитов в водном растворе, данную схему представляют в виде молекулярно – ионного взаимодействия. Ионы, степени окисления атомов которых не изменяются, в схеме не указывают, за исключением ионов Н+ и ОН-.

  3. Определяют степени окисления восстановителя и окислителя, а также продуктов их взаимодействия.

  4. Записывают материальный баланс полуреакции окисления и восстановления.

  5. Суммируют полуреакции, учитывая принцип равенства отданных и принятых электронов.

  6. Добавляют ионы, не участвовавшие в процессе окисления – восстановления, уравнивают их количества слева и справа, и записывают молекулярное уравнение реакции.

Метод электронного баланса обычно используют для составления уравнений окислительно – восстановительных реакций, протекающих между газами, твердыми веществами и в расплавах. Последовательность операций следующая:

  1. Записывают формулы реагентов и продуктов реакции в молекулярном виде.

  2. Определяют степени окисления атомов, меняющих ее в процессе окисления.

  3. По изменению степеней окисления устанавливают число электронов, отдаваемых восстановителем, и число электронов, принимаемых окислителем, и составляют электронный баланс с учетом принципа равенства числа отдаваемых и принимаемых электронов.

  4. Множители электронного баланса записывают в уравнение окислительно – восстановительной реакции как основные стехиометрические коэффициенты.

  5. Подбирают стехиометрические коэффициенты остальных участников реакции.




  1. Практическая часть.

Опыт 1.

а) Название эксперимента.

Перманганат калия как окислитель в различных средах.

б) Ход эксперимента

В ячейки капельного планшета я внесла последовательно 3 капли 0, 1М раствора перманганата калия КMnО4. В первую ячейку я добавила каплю 1М раствора серной кислоты Н24, во вторую – каплю дистиллированной воды, в третью – каплю 2М раствора едкого кали КОН.

в) Наблюдения.

Ничего не происходит. Раствор не меняет фиолетового окраса.

г) Уравнения реакции.

КMnО4 + Н24 =

КMnО4 + KОН = реакции не идут

КMnО4 + Н2О =

е) Вывод.

Так как мы не наблюдаем никаких изменений, то реакции не идут.

ж) Ход эксперимента.

В каждую из трех ячеек добавляем 2 – 3 капли 0, 12М раствора сульфита натрия Na2SO3.

з) Наблюдения.

Раствор с серной кислотой становится бесцветным. Раствор с дистиллированной водой становится гранатовым. А раствор с NаОН становится темно – зеленым.

и) Уравнения реакций.

2КMnО4 + 3Н24 + 5Na2SO3 = 5Na2SO4 + 2MnSO4 + 3H2O + K2SO4

Mn+7 + 5ē = Mn+2 2 окислитель

S+4 - 2ē = S+6 5 восстановитель


2КMnО4 + 2KОН + Na2SO3 = Na2SO4 + K2MnO4 + H2O

S+4 - 2ē = S+6 1 восстановитель

Mn+7 + 1ē = Mn+6 2 окислитель


2КMnО4 + 3Н2О + 3Na2SO3 = 3Na2SO4 + 2MnO(OH)2 + 2KOH

S+4 - 2ē = S+6 3 восстановитель

Mn+7 + 3ē = Mn+4 2 окислитель

к) Иллюстрационный материал.








Вывод.

Перманганат калия КMnО4 в реакциях с серной кислотой Н24 и сульфитом натрия Na2SO3, с гидроксидом калия КОН и сульфитом натрия Na2SO3, с дистиллированной и сульфитом натрия Na2SO3 выступает в роли окислителя. В реакции в кислой среде глубина восстановления перманганат – иона больше.


Опыт 2.

а) Название эксперимента.

Реакция контрпропорционирования: взаимодействие соединений йода.

б) Ход эксперимента.

В ячейку капельного планшета я внесла 1 каплю 0, 1М раствора KJ. Затем добавила 1 каплю Н24.

в) Наблюдения.

Запах сероводорода. Окрас раствора бесцветный.

г) Уравнения реакции.

KJ + Н24 = реакция не идет

е) Вывод.

При смешивании KJ и Н24 взаимодействия не происходит.

ж) Ход эксперимента.

Добавляем в ячейку с раствором йодат калия KJO3 и затем, чтобы подтвердить образование йода, опускаем в получившийся раствор крахмальную бумажку.

з) Наблюдения.

Цвет раствора стал коричневым, после чего выпал черный осадок. А крахмальная бумажка стала темно – синей.

и) Уравнение реакции.

5KJ + 3Н24 + KJO3 = 3J2 + 3H2O + 3K2SO4

2J- - 2ē = J20 5 восстановитель

2J+5 + 10ē = J20 1 окислитель.

к) Иллюстрационный материал.




л) Вывод.

Окрашивание крахмальной бумажки указывает на то, что при взаимодействии йодида калия с йодатом калия выделился йод. Данный опыт указывает на то, что соединение йодида калия является восстановителем, а соединений йодата калия – окислителем.


Опыт 3.

а) Название эксперимента.

Пероксид водорода как окислитель и как восстановитель.

б) Ход эксперимента.

В ячейку капельного планшета я внесла каплю 0, 1М раствора йодида калия KJ, затем добавила каплю 1М раствора серной кислоты Н24.

в) Наблюдения.

Раствор не меняет свою бесцветную окраску.

г) Уравнение реакции.

KJ + Н24 = реакция не идет

е) Вывод.

При смешении KJ и Н24 взаимодействия не происходит.

ж) Ход эксперимента.

К раствору приливаем 2 – 3 капли концентрированного раствора пероксида водорода Н2О2. И после взаимодействия опускаем туда крахмальную бумажку.

з) Наблюдения.

Раствор меняет свою окраску с бесцветного на желто – коричневую. Крахмальная бумажка становится темно – синей.

и) Уравнение реакции.

2KJ + Н24 + Н2О2 = K2SO4 + J2 + 2H2O

2J- - 2ē = J20 1 восстановитель

О- + 1ē = О-2 2 окислитель

к) Иллюстрационный материал.




л) Вывод.

Окрас крахмальной бумажки в темно – синий цвет указывает на присутствие свободного йода J2. Пероксид водорода Н2О2 в данной реакции является сильным окислителем.

м) Ход эксперимента.

В пустую ячейку я внесла каплю 0, 1М раствора перманганата калия и каплю 1М раствора серной кислоты.

н) Наблюдения.

Раствор не меняет своей темно – фиолетовой окраски. Ничего не происходит.

о) Уравнение реакции.

КMnО4 + Н24 = реакция не идет

р) Вывод.

Так как мы не наблюдаем никаких изменений, значит реакции не идут.

с) Ход эксперимента.

К раствору приливаем 2 – 3 капли концентрированного раствора пероксида водорода.

т) Наблюдения.

Выделяется газ. Раствор становится бесцветным.

у) Уравнение реакции.

2КMnО4 + 3Н24 + 5Н2О2 = MnSO4 + K2SO4 + 5О2 + 8Н2О

Mn+7 + 5ē = Mn+2 1 окислитель

О- - 1ē = О0 5 восстановитель

ф) Иллюстрационный материал.



х) Вывод.

При взаимодействии пероксида водорода Н2О2 с более сильными окислителями выделяется кислород О2, и пероксид водорода Н2О2 становится восстановителем.


Опыт 4.

а) Название эксперимента.

Окислительная активность галогенов.

б) Ход эксперимента.

Я налила в одну пробирку 2 – 3 капли раствора йодида калия KJ, а в другую 2 – 3 капли бромида калия KBr. С помощью капельной пипетки добавила туда несколько капель хлорной воды Cl*nH2O.

в) Наблюдения.

Раствор йодида калия и хлорной воды имеет медный окрас, а раствор бромида калия и хлорной воды имеет желтый окрас.

г) Уравнения реакций.

KJ + Cl*nH2O = 2KCl + J2

Cl0 + 1ē = Cl- 2 окислитель

2J- - 2ē = J20 1 восстановитель

KBr + Cl*nH2O = 2KCl + Br2

Cl0 + 1ē = Cl- 2 окислитель

2Br- - 2ē = Br20 1 восстановитель

д) Иллюстрационный материал.







е) Вывод.

Хлор вытесняет бром и йод из их соединений с металлами.


Опыт 5.

а) Название эксперимента.

Селитра как окислитель.

б) Ход эксперимента.

В сухую пробирку, закрепленную вертикально, мы внесли 1 – 2 г нитрата калия. Затем нагрели пробирку до расплавления соли. Затем мы опустили в пробирку кусочек древесного угля. Продолжили нагревание до воспламенения угля.

в) Наблюдения.

Кристаллический белый нитрат калия становится жидким. Через некоторое время уголь воспламенился. Образовался осадок.

г) Уравнения реакции.

t0

4KNO3 + 5С → 2N2 + CO2 ↑ + 2K2CO3

2N+5 + 10ē = N20 2 окислитель

C0 - 4ē = C+4 5 восстановитель

д) Иллюстрационный материал.




е) Вывод.

При нагревании нитрат калия превращается из кристаллического состояния в жидкое. При нагревании угля в растворе нитрата калия уголь воспламеняется. Образуется осадок.

ж) Ход эксперимента.

После окончания реакции и охлаждения пробирки, мы налили в нее дистиллированную воду до растворения осадка. Добавили несколько капель 1М раствора соляной кислоты.

з) Наблюдения.

Осадок растворился. Выделился газ.

и) Уравнения реакции.

K2CO3 + 2HCl = 2KCl + H2O + CO2

k) Иллюстрационный материал.




л) Вывод.

Реакция происходит с выделением тепла и огромного количества углекислого газа.


4. Контрольные вопросы.

Добавить документ в свой блог или на сайт

Похожие:

Разместите кнопку на своём сайте:
cat.convdocs.org


База данных защищена авторским правом ©cat.convdocs.org 2012
обратиться к администрации
cat.convdocs.org
Главная страница